ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

Розділ 3. ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК

§ 3.1. Ковалентний зв’язок

Учення про хімічний зв'язок — центральне питання сучасної хімії. Без нього неможливо зрозуміти причини різноманітності хімічних сполук, механізм їх утворення, будови й реакційної здатності.

Утворення молекул з атомів спричиняє виграш енергії, оскільки за звичайних умов молекулярний стан стійкіший, ніж атомний. Учення про будову атомів пояснює механізм утворення молекул, а також природу хімічного зв’язку.

В атома на зовнішньому енергетичному рівні може міститися від одного до восьми електронів. Якщо число електронів на зовнішньому рівні атома максимальне, яке він може вмістити, то такий рівень називається завершеним. Завершені рівні характеризуються великою міцністю. Такі зовнішні рівні атомів благородних газів: у гелію на зовнішньому рівні два електрони (s²), у решти — по вісім електронів (ns² np⁶). Зовнішні рівні атомів інших елементів незавершені, і в процесі хімічної взаємодії вони завершуються.

Хімічний зв’язок утворюється за рахунок валентних електронів, але здійснюється він по-різному. Розрізняють три основних типи хімічного зв’язку: ковалентний, іонний і металічний.

Механізм утворення ковалентного зв’язку розглянемо на прикладі утворення молекули гідрогену:

Н + Н = Н2; ∆Н =—436 «Дж/моль.

Ядро вільного атома гідрогену оточене сферичною симетричною електронною хмарою, утвореною 1s -електроном (див. рис. 2.2). Під час зближення атомів до певної відстані відбувається часткове перекривання їх електронних хмар (орбіталей) (рис. 3.1). В результаті між центрами обох ядер виникає молекулярна двохелектронна хмара, що має максимальну електронну густину в просторі між ядрами; збільшення ж густини негативного заряду сприяє швидкому зростанню сил притягання між ядрами і молекулярною хмарою.

Рис. 3.1. Схема перекривання електронних орбіталей при утворенні молекули гідрогену

Отже, ковалентний зв’язок утворюється в результаті перекривання електронних хмар атомів, що супроводжується виділенням енергії. Якщо в атомів гідрогену, що зблизилися до стикання, відстань між ядрами становить 0,106 нм, то після перекривання електронних хмар (утворення молекули Н₂) ця відстань становить 0,074 нм (див. рис. 3.1). Звичайно, найбільше перекривання електронних хмар здійснюється вздовж лінії, що сполучає ядра двох атомів. Хімічний зв’язок тим міцніший, чим більше перекривання електронних орбіталей. В результаті виникнення хімічного зв’язку між двома атомами гідрогену кожен з них досягає електронної конфігурації атома благородного газу гелію.

Зображувати хімічні зв’язки прийнято по-різному:

1) за допомогою електронів у вигляді точок, поставлених біля хімічного символу елемента. В цьому разі утворення молекул водню можна зобразити схемою:

Н + Н -> Н : Н;

2) за допомогою квантових комірок (орбіталей) як розташування двох електронів з протилежно напрямленими спінами в одній молекулярній квантовій комірці:

Схема, розміщена ліворуч, показує, що молекулярний енергетичний рівень нижчий за вихідні атомні рівні, а отже, молекулярний стан речовини стійкіший, ніж атомний;

3) часто, особливо в органічній хімії, ковалентний зв’язок зображують рискою (штрихом) (наприклад, Н — Н), яка символізує пару електронів.

Ковалентний зв’язок у молекулі хлору також здійснюється за допомогою двох спільних електронів, або електронної пари:

Як бачимо, кожен атом хлору має три неподілені пари й один неспарений електрон. Хімічний зв’язок виникає за рахунок неспарених електронів кожного атома. Неспарені електрони зв’язуються в спільну пару електронів, що називається також поділеною парою.

Якщо між атомами виник один ковалентний зв’язок (одна спільна електронна пара), то він називається одинарним; якщо більше, то — кратним: подвійним (дві спільні електронні пари), потрійним (три спільні електронні пари).

Одинарний зв'язок зображується однією рискою (штрихом), подвійний — двома, потрійний — трьома. Риска між двома атомами показує, що в них пара електронів узагальнена, внаслідок чого й утворився хімічний зв’язок.

За допомогою таких рисок зображують структурні формули молекул (див. § 3.8).

Отже, в молекулі хлору кожен його атом має завершений зовнішній рівень з восьми електронів (s р), причому два з них (електронна пара) однаковою мірою належать обом атомам. Перекривання електронних орбіталей під час утворення молекули показано на рис. 3.2.

Рис. 3.2. Схема утворення хімічних зв’язків у молекулах хлору Сl₂ (о) і хлороводню НСl (б)

Дещо по-іншому зображують зв’язок у молекулі кисню O₂. Експериментально встановлено, що кисень є парамагнітною речовиною (втягується в магнітне поле). В його молекулі є два неспарених електрони. Структуру цієї молекули можна зобразити так:

Як однозначно зображувати електронну структуру молекули кисню, остаточно ще не вирішено¹. Однак її можна зображувати так:

В молекулі азоту N₂ атоми мають три спільні електронні пари:

Очевидно, молекула азоту міцніша, ніж молекула кисню або хлору, чим і зумовлена значна інертність азоту в хімічних реакціях.

Хімічний зв’язок, що здійснюється електронними парами, називається ковалентним². Це двохелектронний і двоцентровий (утримує двоє ядер) зв’язок. Сполуки з ковалентним зв’язком називаються гомеополярними, або атомними.

Розрізняють два види ковалентного зв’язку: неполярний і полярний.

¹ Будова молекули О₂ краще описується методом молекулярних орбіталей, який у середніх навчальних закладах не вивчається.

² Слово “ковалентний” дослівно означає “об’єднаний”. Префікс коозначає “спільна участь”.

У разі неполярного ковалентного зв’язку електронна хмара, утворена спільною парою електронів, або електронна хмара зв’язку, розподіляється в просторі симетрично відносно ядер обох атомів. Прикладом є двохатомні молекули, які складаються з атомів одного елемента: Н₂, Сl₂, О₂, N₂, F₂ та ін. У них електронна пара однаковою мірою належить обом атомам.

У разі полярного ковалентного зв’язку електронна хмара зв’язку зміщена в бік атома з більшою відносною електронегативністю. Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: НСl, Н₂О, H₂S, NH₃ тощо.

Утворення молекули НСl можна зобразити схемою:

Електронна пара зміщена в бік атома хлору, оскільки відносна електронегативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома гідрогену (2,1).

Ковалентний зв’язок виникає не тільки за рахунок перекривання одноелектронних хмар, — це обмінний механізм утворення ковалентного зв’язку.

!!!!

Можливий також й інший механізм його утворення — донорно-акцепторний. У цьому випадку хімічний зв’язок виникає за рахунок двохелектронної хмари одного атома і вільної орбіталі іншого атома. Розглянемо як приклад механізм утворення іона амонію NH⁴⁺ . У молекулі аміаку атом нітрогену

    Н

має неподілену пару електронів (двохелектронну хмару): N: Н.

Н

В іона гідрогену є вільна (не заповнена) ls -ообіталь. Що можна означити як Під час утворення іона амонію двохелектронна хмара нітрогену стає спільною для атомів нітрогену й гідрогену, тобто вона перетворюється на молекулярну електронну хмару. А отже, виникає четвертий ковалентний зв’язок. Процес утворення іона амонію можна подати схемою:

Заряд іона гідрогену стає спільним (він делокалізований, тобто роззосереджений між усіма атомами), а двохелектронна хмара (неподілена електронна пара), що належить нітрогену, стає спільною і для гідрогену. У схемах зображення комірки часто опускається.

Атом, що надає неподілену електронну пару, називається донором, а атом, що приймає її (тобто надає вільну орбіталь), називається акцептором.

Механізм утворення ковалентного зв’язку за рахунок двохелектронної хмари одного атома (донора) і вільної орбіталі іншого атома (акцептора) називається донорно-акцепторним. Утворений таким шляхом ковалентний зв’язок називають донорно-акцепторним, або координаційним, зв’язком.

Однак це не особливий вид зв’язку, а лише інший механізм (спосіб) утворення ковалентного зв’язку. За властивостями четвертий N—Н-зв’язок в іоні амонію нічим не відрізняється від інших трьох.